C - Dipartimento di Chimica

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Chimica
di Pietro Gemmellaro
La struttura dell’atomo
L’atomo è il mattone della chimica.
Esso è costituito da una parte centrale – chiamata
nucleo, carico positivamente – e da una periferica
(orbitali), dove vi sono particelle sub-atomiche
chiamate “elettroni”, cariche negativamente.
Le particelle sub-atomiche che costituiscono il
nucleo sono i “nucleoni”, chiamate “protoni” e
“neutroni”.
Particella
Simbolo
Carica
assoluta (C)
Carica
relativa
Massa
(Kg)
Massa
(u.m.e.)
Massa
(u.m.a.)
Elettrone
e-
– 1,602 *
10-19
–1
9,11 *
10-31
1
0,00055
Protone
p
+ 1,602 *
10-19
+1
1,67 *
10-27
~ 1840
1
Neutrone
n
0
0
1,67 *
10-27
~ 1840
1
Un atomo…
Anzi due!
La quasi totalità della massa di un atomo è concentrata nel
nucleo, e le masse del protone e del neutrone sono quasi
uguali tra loro (come riferimento si prende il 12C).
Si definisce “numero atomico” e si indica con Z il numero di
protoni (oppure di elettroni in un sistema neutro) contenuti
in un atomo. Il numero atomico rappresenta la “carta di
identità” di ogni elemento, in quanto lo individua
univocamente (come vedremo è il criterio di classificazione
di tutti gli elementi chimici nella tavola periodica).
Si definisce “numero di massa” e si indica con A la somma
del numero di protoni e del numero di neutroni (cioè il
numero di nucleoni) contenuti in un atomo.
Di conseguenza se indichiamo con X un generico
elemento chimico avremo:
A
Z
X
p N
Z
X
Z N
Z
X
Conosciuto il numero di massa A e il numero atomico
Z, il numero di neutroni si può ricavare dalla seguente
equazione:
A= Z + N

N=A–Z
La massa atomica, meglio conosciuta come peso atomico
(differenza tra massa e peso!), come già detto, dipende
fondamentalmente dai protoni e dai neutroni.
Dato che la massa delle due particelle è unitaria (e quasi
uguale tra loro), il peso atomico di un elemento è dato dalla
somma del numero di protoni e del numero di neutroni (cioè
il numero di nucleoni) contenuti in un atomo. Come si
deduce il peso atomico è strettamente correlato con il numero
di massa A.
Ad esempio l’atomo di carbonio è costituito da 6 protoni, 6
neutroni e 6 elettroni, e il peso atomico – espresso in u.m.a. –
è 12 u.m.a. (o Dalton).
2003, AB, NAZ, 13
Una specie atomica che contiene 19 protoni, 20 neutroni e
19 elettroni ha numero di massa pari a:
A) 19
B) 20
C) 39
D) 58
2004, AB, NAZ, 04
Il numero di massa di un atomo, avente numero atomico
uguale a 13, è 27, perciò i neutroni contenuti nel suo nucleo
sono:
A) 20
B) 13
C) 8
D) 14
ISOTOPI
(= stessa posizione, ma dove???)
Dato che l’identità chimica di un elemento è
determinata dal numero atomico (n. di protoni oppure
di elettroni in un atomo neutro), il numero di neutroni
potrebbe “variare” senza che nessuno se ne
accorgesse.
In realtà un isotopo è un atomo di uno stesso elemento
che possiede lo stesso numero atomico (cioè lo stesso
numero di elettroni e di protoni), ma differente
numero di massa (cioè diverso numero di neutroni).
Come si riconosce un isotopo da un altro?
Gli isotopi (a parte una eccezione) NON hanno nomi
propri né simboli propri e di conseguenza per essere
identificati si deve esplicitare A (meglio se si scrive
pure Z):
12
6
C
13
6
C
14
6
C
L’unica eccezione è rappresentata dagli isotopi
dell’idrogeno:
1
1
H
o H, protio
2
1
H
o D, deuterio
H
o T, tritio
3
1
Di cui abbiamo una diapositiva…
Dunque…
Un elemento è costituito da atomi aventi tutti ugual
numero atomico (cioè ugual numero di protoni), e
quindi è una miscela di isotopi!
Cosa è un “nuclide”?
2000, C, REG, 18 + 2001, Altro, CeCh, 20
Il magnesio (massa atomica: A = 24,305 u) è un
elemento formato da tre isotopi: 24Mg (A = 23,98
u), 25Mg (A = 24,98 u), 26Mg (A = 25,98 u). Sapendo
che la percentuale dell’isotopo 25Mg è il 10%, la
percentuale di 24Mg è:
A) 33 %
B) 79 %
C) 25 %
D) 45 %
Ai fini chimici, il nucleo atomico è statico, mentre gli
elettroni sono dinamici.
A questo punto sorge spontanea una domanda: come
sono distribuiti gli elettroni all’interno dell’atomo?
Essi si trovano negli orbitali, dove per orbitale si
intende quella regione dello spazio intorno al nucleo
dove è probabile (e quindi non certo!) trovare
l’elettrone.
L’orbitale non si deve confondere con l’orbita!
L’orbita rappresenta una traiettoria e fa parte della fisica
classica.
Numeri Quantici
Per rispondere in modo completo alla domanda
precedente dobbiamo prima conoscere i numeri quantici.
I numeri quantici si possono considerare come le
“coordinate elettroniche e orbitaliche” all’interno
dell’atomo.
Essi sono quattro e sono:
Numero
quantico
Simbolo
Grandezza
(informazione)
Valori numerici
Principale
n
Energia (e dimensione)
degli orbitali
n = 1, 2, 3, …, +∞
l = 0, … (n - 1)
l=0
s
l=1
p
l=2
d
l=3
f
Secondario
(azimutale o
angolare)
l
Forma degli orbitali
(tipologia degli orbitali)
Magnetico
m
Orientamento degli orbitali
nello spazio (e numero)
m = - l, ..., 0, ..., + l
“senso” di rotazione dell’
elettrone intorno al proprio asse
s=-½o+½
Spin
s
2 elettroni
6 elettroni
10 elettroni
14 elettroni
Ogni orbitale contiene al massimo due elettroni con spin
opposto o anti-parallelo (principio di esclusione di Pauli).
Perché è importante conoscere la configurazione
elettronica? Perché dalla configurazione si possono avere
informazioni importanti, ad esempio il numero di elettroni
nel livello più esterno.
Ai fini della reattività chimica prenderemo in
considerazione solo gli elettroni più esterni, chiamati
“elettroni di valenza”.
In natura tutto tende alla massima stabilità (minima
energia); in chimica la maggior parte degli elementi tende
ad avere otto elettroni nel livello più esterno (elettroni di
valenza).
2001, AB, NAZ, 10
Indicare la frase che completa in modo corretto la
seguente espressione: “Gli orbitali caratterizzati
dai numeri quantici n = 3 e l = 1”:
A) hanno la stessa energia ovvero sono degeneri
B) non hanno la stessa energia e non sono degeneri
C) hanno simmetria sferica
D) possono formare solo legami di tipo pi-greco
2007, C, REG, 01
Ogni elettrone è individuato da 4 numeri quantici:
n, l, ml, ms i cui valori sono legati tra loro. Indicare
quale tra i seguenti NON è una combinazione
valida:
A) 3, 3, 2, ½
B) 4, 2, -1, ½
C) 2, 0, 0, -½
D) 3, 2, 2, ½
Prima di fare qualche esempio alla lavagna, ricordiamo
che:
il numero di sottolivelli per ogni livello energetico è pari
al valore numerico del livello stesso:
1°  1 (s)
2°  2 (s, p)
3°  3 (s, p, d)
4°  4 (s, p, d, f)
Gli elettroni prima tendono ad occupare tutti orbitali a loro
disposizione e successivamente si accoppiano con spin
opposto o antiparallelo (regola di Hund).
Il numero totale di elettroni contenuto in ogni livello
energetico è pari a 2 n2, dove n è il numero quantico
principale.
Perché un atomo perde o acquista (o mette in comune)
elettroni?
Per avere maggiore stabilità (ottetto)…
Molecola: insieme di 2 o più atomi, dotata di esistenza
propria, e che conserva le caratteristiche chimiche.
Ione: atomo (o molecola) elettricamente carico.
Quando un atomo (neutro) perde uno o più elettroni, si
carica positivamente formando un catione (+);
Quando un atomo (neutro) acquista uno o più elettroni,
si carica negativamente formando un anione (-).
Alcuni ioni hanno nomi propri, come ad esempio:
H+
idrogenione (o ione idrogeno o protone).
H3O+ idronio (o idrossonio).
OH- ossidrilione (o ione ossidrile o idrossido).
NH4+ ammonio.
H-
idruro.
O2-
ossido.
Se tenete la foto del vostro “amore” sulla scrivania…
non dico di sostituirla, ma almeno di affiancare la Tavola Periodica!
Simboli chimici!!!